UNIVERSIDADE ESTADUAL DO SUDOESTE DA BAHIA Departamento de Química e Exatas DQE Curso: Farmácia Disciplina: Química Geral Professora: Karina

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1 UNIVERSIDADE ESTADUAL DO SUDOESTE DA BAHIA Departamento de Química e Exatas DQE Curso: Farmácia Disciplina: Química Geral Professora: Karina TESTE DE CHAMAS Laercio Lago Lenine Mafra Samile Rúbia JEQUIÉ BAHIA Novembro/ 2011

2 SUMÁRIO INTRODUÇÃO...2 OBJETIVOS...3 EXPERIMENTAL...3 RESULTADOS E DISCUSSÃO...4 CONCLUSÃO...5 ANEXOS...6 REFERÊNCIAS...7 1

3 INTRODUÇÃO O teste de chama é um método utilizado na química para observar a presença de íons metálicos, tais elementos metálicos constituem alguns sais, que são identificados ao emitir uma cor de chama específica. Em 1900, para explicar esse fenômeno chamado de espectro de emissão o alemão chamado Max Planck ( ) postulou uma teoria que dizia que a energia podia ser liberada (ou absorvida) por átomos apenas em pedaços distintos de valores mínimos. Planck deu o nome de quantum para a menor quantidade de energia que podia ser emitida ou absorvida como radiação eletromagnética. Pouco depois de Planck apresentar a sua teoria, um novo horizonte foi descoberto. Em 1905, Albert Einstein ( ) usou a teoria de Planck, para explicar o efeito fotoelétrico. Esse experimento mostrou que ao incidir luz em uma superfície metálica limpa, elétrons eram extraídos dessa placa. Para explicar o efeito fotoelétrico, Einstein supôs que a energia radiante atingindo a superfície metálica é um fluxo de pacotes minúsculo de energia e que cada pacote de energia é denominado de fóton, que se comporta como uma partícula minúscula. Quando esses fótons atingem o metal sua energia pode ser transferida para o elétron no metal. É necessária uma quantidade mínima de energia para que os elétrons vençam as forças atrativas do núcleo. Se os fótons têm menos energia que o necessário, os elétrons não adquirem energia suficiente para sair da superfície do metal, caso os fótons tenham energia suficiente, os elétrons são emitidos, ou seja, extraídos da placa. Os trabalhos de Planck e do cientista Albert Einstein abriram um amplo caminho, para o entendimento da organização dos elétrons nos átomos. Foi em 1913, que o físico Dinamarquês Niels Bohr ao refletir sobre o dilema do átomo estável, imaginou que deveriam existir princípios físicos ainda desconhecidos que descrevessem os elétrons nos átomos. Como Planck e Einstein mostraram independentemente que todas as radiações eletromagnéticas comportavam-se como se fossem compostas de minúsculos pacotes de energias, Bohr propõe alguns postulados, como: A energia radiante não é emitida ou absorvida de maneira continua, somente quando um elétron passa de uma órbita estacionaria para outra diferente; Somente órbitas de certos raios, correspondendo a certas energias definidas, são permitidas para 2

4 os elétrons em um átomo; Um elétron em certa órbita permitida tem certa energia especifica e esta em um estado de energia permitido. Um elétron em estado de energia permitido não irradiará energia. Estas teorias são hoje comprovadas a partir de cálculos e experimentos. Entre eles está o teste de chama. Tal experimento baseia-se no fato de que ao colocar o íon (átomo que perdeu ou ganhou elétrons), através de um fio de platina, em uma chama intensa, alguns elétrons da última camada de valência absorvem esta energia passando para um nível de energia mais elevado (estado excitado) e quando o elétron retorna do estado mais elevado para o estado menos elevado (estado fundamental) à energia é emitida em forma de luz visível, sendo um comprimento de onda especifico para cada elemento, pois a quantidade de energia necessária para excitar um elétron é única para cada elemento. A temperatura da chama do bico de Bunsen é suficiente para excitar uma quantidade de elétrons de certos elementos que emitem luz ao retornarem ao estado fundamental de cor e intensidade, que podem ser detectados através da observação visual da chama. OBJETIVO Identificar as cores de cada elemento químico visualizados no teste da chama, observando a cor das chamas emitidas pelos elementos, que podem ser vistas a olho nu. EXPERIMENTAL MATERIAIS E REAGENTES Espátula Bico de Bunsen Becker Fio de Platina Acido Clorídrico Sal de bário Sal de sódio Sal de cobre 3

5 Sal de potássio Sal de lítio PROCEDIMENTO Primeiramente preparou-se as soluções dos sais, em diferentes Becker, depois de preparar as soluções, acendeu-se o bico de Bunsen, até obter a chama mais oxidativa (de cor azul). Colocou-se a ansa na solução de acido clorídrico concentrado e levou-se a parte mais quente da chama até evaporar. Colocou-se a ansa na amostra a analisar, e levou-a até a chama, observando assim a cor da mesma. Entre um teste de uma solução e outra, mergulhava-se a ansa numa solução concentrada de acido clorídrico (HCl), pra evitar a contaminação de um íon anterior com um íon a ser testado, evitando assim erros na determinação visual da cor da chama. A cada observação anotava-se a cor obtida e o seu sal correspondente, repetiu-se esse processo com os demais reagentes. RESULTADO E DISCUSSÃO Durante a experiência foram observadas varias cores provenientes das soluções dos sais. Para que não possa haver contaminação, e as cores das chamas serem variadas, necessariamente limpou-se o fio de platina no acido clorídrico, obtendo assim uma chama singular, sem variação de cores, mas ainda assim algumas chamas não ficaram tão singulares quanto esperado por causa da contaminação. A primeira solução a ser observada foi o sal de lítio, ao levar a ansa (fio de platina) com o resíduo da solução do sal de lítio ao bico de Bunsen, apresentou uma coloração vermelha. Logo em seguida, após ter limpado a ponta da ansa no acido clorídrico observou-se a cor da segunda solução que foi o cloreto de potássio, que apresentou a coloração lilás meio azulado. Já o cloreto de sódio apresentou a coloração amarela. O sal de bário apresentou a coloração verde. E por ultimo foi observado o sal de cobre que apresentou uma coloração azul com as laterais esverdeadas. Tais procedimentos foram observados e anotados, os resultados estão expostos na tabela abaixo. 4

6 Reagentes Cor da chama Sal de Lítio Sal de Potássio Sal de Sódio Sal de Bário Sal de Cobre Vermelha Lilás azulado Amarelo alaranjado Verde Azul esvedeado CONCLUSÃO Por meio desta aula prática foi possível identificar as cores que se obteve a partir de soluções com sais dissolvidos, apesar de algumas chamas não terem ficado muito bem claras devido à contaminação. Portanto a idéia essencial da pratica foi alcançada ao entender que as cores produzidas foram devido às mudanças de níveis eletrônicos por parte dos elétrons, correlacionando assim com o modelo atômico de Bohr. 5

7 ANEXOS 1. Apresente uma correlação entre as cores observadas e a teoria atômica de Bohr. Mostre correlação entre a cor, energia e comprimento de onda. R: De acordo com o átomo de Bohr os elétrons no estado fundamental podem absorver varias quantidades discretas de energias (quantum) e assim saltar para uma camada mais elevada, a energia é calculada pela equação E=h.f, onde f é a freqüência e h é a constante de Planck (6,63x10-34 Js). Quando os elétrons retornam para o estado fundamental, emitem luz, com certa cor característica. Como foi visto nos experimentos, essas cores são visíveis ao olho nu, pois, se encontra em um comprimento de onda (λ) de aproximadamente 400 a 700 nm que também é característico de cada elemento. A cor verde, por exemplo, possui freqüência f = 5.66x10 14 (Hz), assim usando a formula, encontra-se a quantidade de energia liberada. E = h.f E = 6,63x x10 14 E = 37,52x10-20 J Para transformar a energia de J para ev que é uma unidade de medida de energia, onde 1 ev equivale a 1,6x10-19 J. Basta aplicar a regra de três. 1 e- V ,6x10-19 J X ,52x10-20 J 1,6x X = 37,52x10-20 J X = 37,52x10-20 J 1,6x10-19 X = 23,45x10-1 ev Repetindo esse cálculo com todas as cores resultantes, obtemos esse quadro. Cor Comprimento ( ) Frequência (10 14 Hz) Energia (ev) Vermelho 700nm Laranja 620nm Amarelo 580nm Verde 530nm ,34 Azul 470nm

8 REFERÊNCIAS BROWN, Theodore L., et al. Química: A ciência Central. 9ª ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, RUSSEL John B. Química Geral. 2ª ed. São Paulo: Markon, Disponível em < > Acesso em 27 nov

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